Густина (г/см3) водних розчинів солей при 200С
| Конц. розчину солі, % | MgSO4 | K2Cr2O7 |
| 1,008 | 1,0052 | |
| 1,019 | 1,0122 | |
| 1,030 | 1,0193 | |
| 1,039 | 1,0264 | |
| 1,050 | 1,0336 | |
| 1,060 | 1,0408 | |
| 1,071 | 1,0481 | |
| 1,082 | 1,0554 | |
| 1,093 | 1,0628 | |
| 1,103 | 1,0703 | |
| 1,115 | 1,0779 | |
| 1,126 | 1,0855 |
ІІ. Визначення молярної та нормальної концентрацій розчину з певною масовою часткою.
Молярна концентрація (молярність розчину), СМ (моль/л або М)– кількість моль розчиненої речовини, яка міститься в 1 л (1000 мл) розчину:
, звідки 
,
де mроз.реч. – маса розчиненої речовини, г;
М – молярна маса розчиненої речовини, г/моль;
V – об’єм розчину, мл.
Нормальна концентрація (молярна концентрація еквівалента, нормальність розчину) СН (екв/л або н) – кількість еквівалентів речовини, яка міститься в 1 л (1000 мл) розчину:
, звідки 
,
де mроз.реч. – маса розчиненої речовини, г;
Е – еквівалентна маса, г/моль; V– об’єм розчину, мл.
Вище наведені формули вираження концентрації розчиненної речовини поєднують наступним чином:
Використовуючи зазначені формули, визначити молярну та нормальну концентрацію розчину певної масової частки за індивідуальним завданням.
Контрольні питання.
1. Обчислити маси натрій хлориду і води для приготування 250 г 4%-го розчину.
2. Обчислити маси мідного купоросу CuSO4∙5H2O і води, які необхідні для приготування 500 г 2%-го розчину CuSO4. Обчислити його молярну і нормальну концентрації, якщо густина дорівнює 1,015 г/см3.
3. Який об’єм 0,1 н розчину можна одержати з 0,2 л 2 н розчину нітратної кислоти?
4. Визначити, скільки потрібно води та 40%-го розчину лугу для приготування 600 г 12%-го розчину.
5. Розрахуйте молярну, нормальну та моляльну концентрації розчину з масовою часткою H2SO4 56% (r=1,46 г/см3).
Лабораторна робота №7
Властивості розчинів електролітів
Основні теоретичні питання.
Сильні та слабкі електроліти, їх дисоціація. Оборотні та необоротні реакції. Молекулярні та йонні рівняння у повному і скороченому вигляді. Значення рН розчинів.
Мета роботи: дослідити властивості розчинів електролітів; визначити фактори, які впливають на силу кислот і лугів; з’ясувати умови утворення і розчинення осадів.
Обладнання і реактиви: прилад для дослідження електропровідності розчинів; розчини електролітів та неелектролітів, набір індикаторів: лакмус, метилоранж, фенолфталеїн; розчини кислот і лугів з наявних у лабораторії.
Хід роботи
Дослід 1. Дослідження електропровідності розчинів електролітів. Сильні та слабкі електроліти.
Для дослідження використовується прилад, що складається з графітових електродів, включених у ланцюг послідовно з ламповим реостатом. Їх занурюють у склянку, яку заповнюють по черзі розчинами: дистильованої та водопровідної води H2O; цукру C12H22O11; етилового спирту C2H5OH; хлоридної кислоти HCl; натрій гідроксиду NaOH; калій нітрату KNO3. Окремо дослідити електропровідність концентрованих і розбавлених розчинів оцтової кислоти і амоній гідроксиду.
Відмітити, у яких розчинах лампочка горить або не горить, яскраво чи тьмяно. Скласти рівняння дисоціації електролітів. За ступенем розжарювання електричної лампи зробити висновок про їх силу. Які сполуки відносяться до неелектролітів?
Дослід 2. Забарвлення індикаторів у різних середовищах.
Для дослідження взяти розчини: дистильовану H2O (нейтральне середовище), NaOH (лужне середовище), H2SO4 (кисле середовище) та індикатори: метилоранж, лакмус, фенолфталеїн (у розчині або у вигляді індикаторного паперу). Середовище кожного розчину дослідити за допомогою індикаторів, записати спостереження. Якщо в лабораторії є універсальний індикатор з визначеними значеннями рН, можна відмітити наближене значення рН у кожному з цих розчинів. Написати рівняння електролітичної дисоціації кислоти і лугу у розчині. Зробити висновок, які йони визначають кисле або лужне середовище, яке середовище є нейтральним.
Дослід 3. Реакції обміну у розчинах електролітів.
Якщо у ході реакції утворюється осад, газ, вода або інші малодисоційовані речовини, такі реакції є необоротними і проходять в одному напрямку. Якщо ж всі реагенти є розчинами сильних електролітів, такі реакції не доходять до кінця та є оборотними.
а) Реакції з утворенням малорозчинних сполук.
У дві пробірки внести по 1 мл розчинів солей CuSO4 та FeCl3 і додати по 1мл розчину натрій гідроксиду NaOH. Який колір осадів у пробірках? Скласти молекулярно-йонні рівняння реакцій.
Дослід повторити, наливши у пробірки розчини Na2SiO3 та CH3COONa, додати по 1 мл хлоридної кислоти НС1. Спостерігати утворення осаду золю метакремнієвої кислоти (H2SiO3)n та слабкої оцтової кислоти CH3COOH (за характерним запахом). Записати рівняння реакцій у молекулярному та йонному вигляді.
В першу пробірку до 1 мл розчину солі BaCl2 додати 1мл розчину натрій сульфату Na2SO4: в другій пробірці змішати по 1 мл розчинів купрум сульфату CuSO4 та натрій сульфіду Na2S. Записати спостереження. Скласти молекулярно-іонні реакції процесів.
б) Реакції з утворенням газів.
У пробірку внести на кінчику шпателя кристалічний натрій карбонат Na2CO3 і додати хлоридну кислоту НС1. Спостерігати утворення газу. Записати рівняння реакції у молекулярному та йонному вигляді.
в) Реакції з утворенням слабких електролітів.
Налити в пробірку 2-3 мл 2 н розчину лугу і додати краплю фенолфталеїну. В який колір забарвився індикатор? Чому? Потім в пробірку влити 2 н розчин хлоридної кислоти до знебарвлення розчину. Пояснити причину знебарвлення. Написати молекулярне і йонне рівняння реакції нейтралізації лугу кислотою.
Контрольні питання:
1. Дати визначення кислот, основ і солей у світі теорії електролітичної дисоціації. Скласти рівняння дисоціації сполук: HCl, H2CO3, Na2CO3, Ca(OH)2, ZnSO4, KHSO3, CuOHNO3, MgCl2.
2. Пояснити, у якому випадку реакції між розчинами електролітів протікають до кінця. Записати молекулярні та йонні рівняння можливих реакцій:
NaOH + HCl → К2SO4 + NaСІ →
ZnOHCl + HCl → CuCl2 + AgNO3 → .
3. Обчислити: а) рН 0,01 М розчину НС1; б) молярну концентрацію розчину H2SO4, якщо його рН = 2.
4. Навеcти кілька молекулярних рівнянь для реакцій, які мають наступні скорочені йонні рівняння:
Pb2+ + 2Cl– = PbCl2↓ Mg2+ + 2OH– = Mg(OH)2↓
5. Напишіть молекулярні рівняння реакцій між такими речовинами у розчинах: CaCl2 та (NH4)2CO3; CuSO4 та Na2CO3; Ca(NO3)2 та Na2CO3; CaBr2 та K2CO3. В чому полягає суть цих реакцій? Яким одним іонним рівнянням всі вони можуть бути виражені?
Лабораторна робота №8
Водневий показник рН. Гідроліз солей
Основні теоретичні питання.
Електролітична дисоціація молекул води. Іонний добуток води. Водневий показник рН в нейтральних, кислих і лужних розчинах.
Взаємодія солей з водою при розчиненні. Вплив температури на гідроліз. Гідроліз солей різних типів. Реакція середовища при гідролізі.
Мета роботи: дослідження процесу гідролізу солей і встановлення факторів, які впливають на гідроліз.
Обладнання і реактиви: розчини солей з наявних у лабораторії; набір індикаторів.
Хід роботи
Дослід 1. Визначення реакції середовища розчинів солей при гідролізі.
На універсальні індикаторні папірці нанести по краплині розчинів різних солей: Na2CO3, Na2S, NH4Cl, ZnSO4, NaCl, K2SO4 та інших наявних в лабораторії.
Записати спостереження, вказати реакцію середовища за кольором і наближене значення рН за шкалою універсального індикатору. Скласти рівняння реакцій у молекулярно-іонному вигляді.
Зробити висновок про залежність гідролізу солі від природи кислот і основ, які її утворили.
Дослід 2. Визначення продуктів гідролізу.
У пробірку налити 1 мл розчину FeCl3 і внести на кінчику шпателя порошок магнію. Спостерігати виділення водню. Скласти молекулярне і йонне рівняння гідролізу ферум(ІІІ) хлориду; взаємодії магнію з одним з продуктів (яким?) гідролізу.
Аналогічний дослід можна зробити при взаємодії гранули цинку з гарячим розчином цинк сульфату.
Дослід 3. Залежність ступеня гідролізу від температури.
Налити у пробірку 1 мл розчину натрій ацетату CH3COONa і 2 краплини фенолфталеїну. Відмітити колір розчину. Нагріти пробірку на киплячій водяній бані або у полум’ї пальника. Записати, що спостерігається. Охолодити розчин і відмітити зміну забарвлення. Скласти рівняння гідролізу натрій ацетату. Зробити висновок про вплив температури на гідроліз.
Дослід 4. Повний гідроліз солей.
У пробірку внести по 1 мл розчинів алюміній сульфату Al2(SO4)3 і натрій карбонату Na2CO3. Відмітити утворення драглистого осаду гідроксиду алюмінію і бульбашок діоксиду карбону СО2. Скласти молекулярне рівняння цього процесу, який протікає у дві стадії. Зробити висновок про умови повного гідролізу солей.
Контрольні питання.
1. Що називається йонним добутком води? Чому воно дорівнює при 250С? Як математично пов’язані рН і концентрація йонів гідрогену у розчині?
2. Концентрація йонів гідрогену у розчині дорівнює 10-3 моль/л. Визначити рН і рОН цього розчину.
3. Які з перерахованих солей будуть піддаватись гідролізу: FeCl3, Na2SO4, K2S, Zn(NO3)2, Na3PO4? Скласти молекулярні та йонні рівняння гідролізу, вказати рН і середовище.
4. При зливанні розчинів калій карбонату K2CO3 і хром(ІІІ) нітрату Cr(NO3)3 утворюється осад хром(III) гідроксиду і виділяється газ. Пояснити це явище. Скласти молекулярне рівняння сумісного гідролізу двох солей.
5. Обчислити концентрацію іонів Н+ і рН розчину, якщо концентрація йонів ОН- дорівнює 10-8 моль/л.
Лабораторна робота № 9
Комплексні сполуки
Основні теоретичні питання.
Визначення комплексних сполук, їх будова. Поняття комплексоутворювача та ліганда, координаційного числа. Класифікація комплексних сполук. Дисоціація в водних розчинах, стійкість. Відмінність комплексних та подвійних солей.
Мета роботи: ознайомитись з властивостями комплексних сполук та подвійних солей, способами отримання комплексів різного типу, вивчення дисоціації комплексних сполук.
Обладнання і реактиви: штатив з пробірками, розчини NH4OH, NaOH, KSCN (0,01н ); CuSO4 (0,5н); AgNO3 (0,1н); NaCl (нас.); Ві(NO3)3 (0,5н); KI (0,1н); BaCl2 (0,5н); CoCl2 (0,5н); сіль Мора (NH4)2Fe(SO4)2∙6H2O або FeSO4 (0,5н); FeCl3 (0,5н); K3[Fe(CN)6] (0,5н)
Хід роботи
Дослід 1. Одержання катіонних комплексних солей.
а) Одержання диамміноаргентум(І) хлориду [Ag(NH3)2]Cl. До розчину аргентум нітрату додати розчин натрій хлориду до повного осадження АgСl. До утвореного осаду долити водний розчин аміаку до розчинення осаду. Записати рівняння реакцій утворення і розчинення аргентум хлориду. Вказати комплексоутворювач, його координаційне число, ліганди.
б) Одержання тетраммінокупрум(ІІ) сульфату [Сu(NH3)4]SO4. Налити у пробірку розчин купрум сульфату, відмітити його колір. Додавати краплинами розчин аміаку до утворення зеленкуватого осаду гідроксокупрум сульфату.
Долити надлишок аміаку до повного розчинення осаду і утворення розчину темно-синього кольору – комплексної сполуки купруму. Скласти рівняння всіх реакцій, записати спостереження.
Дослід 2. Одержання аніонних комплексних солей.
а) Калій тетрайодобісмутат(ІІІ) K[BiI4].
У пробірку налити 0,5 мл розчину вісмут (ІІІ) нітрату і додати розчин калій йодиду до утворення темно-бурого осаду BiI3 і його повного подальшого розчинення з утворенням комплексу жовтого кольору.
Скласти рівняння реакцій. Записати спостереження.
б) Натрій гексагідроксохромат(ІІІ) Na3[Cr(OH)6] (гідроксокомплекс).
У пробірку налити розчин солі хрому(ІІІ) і додати по краплях розчин натрій гідроксиду до утворення і розчинення осаду.
Скласти рівняння реакцій, які відбуваються в пробірці (утворення основних солей, гідроксиду, комплексної сполуки). Вказати комплексоутворювач, ліганд, координаційне число та заряд комплексного йону.
Дослід 3. Подвійні і комплексні солі.
Для дослідження взяти розчини двох солей: подвійну - залізоамонійний галун NH4Fe(SO4)2 і комплексну – калій гексаціаноферат(ІІІ) K3[Fe(CN)6] , які містять іон Fe3+. Записати рівняння їх дисоціації і визначити за допомогою якісних реакцій, які йони існують у цих розчинах.
а) Дослідження галуну. У три пробірки налити по 1 мл розчину галуну. У першу пробірку додати розчин калій роданіду KCNS, у другу – розчин барій хлориду ВаС12 , у третю – розчин натрій гідроксиду NaOH (підігріти цю пробірку і обережно понюхати). Скласти рівняння реакцій, які відбуваються у кожній пробірці. Записати спостереження.
б) Дослідження комплексної сполуки. У дві пробірки налити по 1 мл розчину комплексної солі. У першу додати розчин калій роданіду, у другу – натрій гідроксиду. Записати, які зміни відбуваються у пробірках. Відмітити, які йони присутні у розчині. Зробити висновок про природу подвійних і комплексних солей.
Контрольні питання:
1. Записати у вигляді комплексних солей наступні сполуки: 2KCl∙PtCl4; AlF3∙3NaF; 3KNO2∙Co(NO2)3. Вказати комплексоутворювач і ліганди.
2. Визначити заряди і тип комплексних іонів: [Cu(NH3)4]x , [CrCl6]x , [Cr(H2O)3Cl3]x.
3. Порахувати, який ступінь окиснення має комплексоутворювач у сполуках: [Pt(NH3)5Br](NO3)3 ; [Pt(NH3)2Cl2]; K4[Fe(CN)6].
4. Написати рівняння дисоціації та вираз константи нестійкості для сполук: а) K2[HgI4] , б) [Co(NH3)5Cl]Cl2.
5. Закінчити рівняння утворення комплексних сполук, вказати комплексоутворювач, його координаційне число, ліганди:
а) 3KCN + Cr(CN)3 = ; б) CuCl2 + 2HCl = ; в) CoCl3 + 4NH3 + H2O = .